Das soluções tampão/inteligentes

O estudo sobre equilíbrios químicos iônicos é, didaticamente, dividido em três tópicos principais: o equilíbrio iônico da água, dos ácidos e das bases. No primeiro, estudamos as características do equilíbrio químico que envolvem cálculo de pH e pOH do meio aquoso. No segundo e terceiro tópicos, são estudadas as principais consequências da adição dos ácidos e bases em soluções (seja a queda ou o aumento do pH, seja a força de ionização dos ácidos e dissociação das bases, por exemplo).

Nesse sentido, uma das ferramentas mais importantes para o dia a dia das indústrias e setores alimentícios é o uso das chamadas soluções tamponadas ou inteligentes. Essas soluções são responsáveis por equilibrar o potencial hidrogeniônico (pH) da água, evitando a ocorrência de bruscas mudanças que envolvam a sua queda ou o seu aumento numa solução que necessite de um maior equilíbrio quanto ao pH. São exemplos clássicos de soluções tampão: o sangue, alimentos em conserva, etc.

Para uma melhor compreensão do que vai ser dito a seguir, adote a seguinte legenda:

h = Ácido fraco

H = Ácido forte

b = Base fraca

B = Base forte

X = Ânion qualquer

Y = Cátion qualquer

1. TIPOS DE SOLUÇÕES TAMPÃO

Os tampões podem ser classificados como tampões ácidos e básicos.

2. MONTAGEM DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO

2.1. MONTAGEM DE UM TAMPÃO ÁCIDO

Para a formação de um tampão ácido, é necessária a adição de um ácido fraco em conjunto com um sal que possua o mesmo ânion desse ácido. Genericamente, podemos exemplificar desta forma:

hX/YX
Ex.: solução aquosa de HCN/NaCN

(ácido fraco/sal com o mesmo ânion advindo do ácido fraco)

2.2. MONTAGEM DE UM TAMPÃO BÁSICO

Para a formação de um tampão básico, é necessária a adição de uma base fraca em conjunto com o sal que possua o mesmo cátion dessa base. Genericamente, podemos exemplificar desta forma:

Yb/YX
Ex: solução aquosa de Fe(OH)₂/FeCl₂

(base fraca/sal com o mesmo cátion advindo da base fraca)

3. FUNCIONAMENTO DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO

3.1. FUNCIONAMENTO DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO ÁCIDA

Usaremos como exemplo o tampão ácido do sangue:

Ácido: H₂CO₃ (ácido carbônico; fraco)

Sal: NaHCO₃ (bicarbonato de sódio; sal com o mesmo ânion do ácido fraco)

Adicionando-se, em meio aquoso, o referido ácido e o sal com o ânion correspondente, teremos a seguinte situação expressa a seguir:

H₂CO₃(aq) ⇌ H⁺(aq) + HCO₃^-(aq)

NaHCO₃(aq) → Na⁺(aq) + HCO₃^-(aq)

Por se tratar de um ácido fraco, o equilíbrio do ácido carbônico é, naturalmente, mais deslocado para o sentido inverso, em que há predominância do ácido em sua forma molecular (não ionizada). No entanto, por se tratar de uma espécie iônica, a reação de dissociação do bicarbonato de sódio é de extrema tendência para o sentido direto, em que há a formação de cátions de sódio e ânions bicarbonato.

SITUAÇÃO EXPERIMENTAL 1: ADIÇÃO DE UM ÁCIDO
Ao se adicionar, LENTAMENTE, UMA PEQUENA QUANTIDADE DE UM ÁCIDO QUALQUER no sistema acima, haverá o aumento na concentração íons hidrônio (H+) no meio reacional. No entanto, esse excesso de prótons, que atuaria no sentido de acidificar o meio, será compensado pela captura desses cátions a partir do excesso de íons bicarbonato no sistema explanado. Dessa forma, da junção dos íons H+ com o HCO3- resultará a formação do ácido carbônico, fraco, que mudará irrisoriamente o pH do meio acima.

SITUAÇÃO EXPERIMENTAL 2: ADIÇÃO DE UMA BASE
Ao se adicionar, LENTAMENTE, UMA PEQUENA QUANTIDADE DE UMA BASE QUALQUER no sistema acima, haverá a dissociação de ânions OH- no meio reacional. No entanto, esse excesso de íons hidroxila, que atuaria no sentido de alcalinizar o meio, será compensado pela imediata reação da hidroxila com o ácido carbônico molecular, que está em alta concentração. Dessa forma, será formado água e mais íons bicarbonato, o que não acarretaria mudanças no pH do meio acima.

O íon Na⁺(aq) é, nesse caso, classificado como íon espectador.

CONCLUSÃO:
Verifica-se, portanto, que o papel principal da solução tampão/inteligente foi eficazmente comprovado. A alteração do pH do meio, como pode ser verificada nas explicações acima, torna-se mínima, essencial para a fabricação de produtos que precisam de um meio estável quanto a acidez e basicidade.

4. pH de UM TAMPÃO ÁCIDO E DO pOH DE UM TAMPÃO BÁSICO
Utilizando-se de uma das principais soluções tampão do sangue, podemos calcular o pH do meio. Para isso, devemos considerar que:

pH = -log[H⁺]

H₂CO₃(aq) ⇌ H⁺(aq) + HCO₃^-(aq)

NaHCO₃(aq) → Na⁺(aq) + HCO₃^-(aq)

Isolamos, portanto, a concentração de íons hidrônio a partir da Ka do equilíbrio químico do ácido acima.

Ka = [H⁺].[HCO₃^-] / [H₂CO₃]

[H⁺] = [H₂CO₃] . Ka / [HCO₃^-]

Substituímos na fórmula principal:

pH = -log[H⁺]

pH = -log([H₂CO₃] . Ka / [HCO₃^-])

pH = -logKa - log([H₂CO₃]/[HCO₃^-])

Sabendo que a expressão -logKa equivale ao pKa, substituímos novamente,

pH = pKa -log([H₂CO₃]/[HCO₃^-])

Assumimos que a concentração do ácido carbônico, em sua forma molecular, é a concentração inicial do ácido (por esse ser um ácido fraco). Dessa forma, chamaremos a concentração [H₂CO₃] de concentração [ÁCIDO].

Da mesma forma, assumimos que a concentração de íons bicarbonato é basicamente a concentração do sal empregado, já que o equilíbrio químico referente ao ácido é demasiadamente deslocado em seu sentido inverso, existindo em pouca quantidade íons bicarbonato referentes a sua equação. Assim, chamaremos a concentração [HCO₃^-] de concentração [SAL].

Finalmente,

pH = pKa - log([ÁCIDO]/[SAL])

Analogamente, temos que o pOH de um tampão básico é dado por:

pOH = pKb - log([BASE]/[SAL])

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